Ķīmijā pH ir logaritmiska skala, ko izmanto, lai noteiktu barotnes skābumu. Tas ir aptuveni molārās koncentrācijas negatīvais bāzes 10 logaritms, ko mēra molu vienībās uz litru ūdeņraža jonu. To var saukt arī par vides skābuma rādītāju. Precīzāk, tas ir ūdeņraža jonu aktivitātes negatīvais bāzes 10 logaritms. 25°C temperatūrā šķīdumi, kuru pH ir mazāks par 7, ir skābi, un šķīdumi, kuru pH ir lielāks par 7, ir bāziski. Neitrālā pH vērtība ir atkarīga no temperatūras un ir mazāka par 7, temperatūrai paaugstinoties. Tīrs ūdens ir neitrāls, pH=7 (pie 25°C), nav ne skābs, ne sārmains. Pretēji izplatītajam uzskatam, pH vērtība var būt attiecīgi mazāka par 0 vai lielāka par 14 ļoti stiprām skābēm un bāzēm.
Pieteikums
PH mērījumi ir svarīgi agronomijā, medicīnā, ķīmijā, ūdens attīrīšanā un daudzās citās jomās.
Ph skala attiecas uz standartšķīdumu kopumu, kura skābumu nosaka starptautiskāvienošanās. Primāros pH standartus nosaka, izmantojot pārneses koncentrācijas šūnu, mērot potenciālu starpību starp ūdeņraža elektrodu un standarta elektrodu, piemēram, sudraba hlorīdu. Ūdens šķīdumu pH var izmērīt ar stikla elektrodu un pH mērītāju vai indikatoru.
Atklāšana
Ph koncepciju pirmo reizi ieviesa dāņu ķīmiķis Sērens Pīters Laurits Sērensens Carlsberg laboratorijā 1909. gadā, un 1924. gadā to pārskatīja līdz pašreizējam pH līmenim, lai pielāgotu definīcijas un mērījumus elektroķīmisko elementu izteiksmē. Pirmajos darbos apzīmējumā bija burts H ar mazo p burtu, kas nozīmē: pH.
Nosaukuma izcelsme
Precīza p nozīme tiek apstrīdēta, taču saskaņā ar Carlsberg fonda datiem pH nozīmē "ūdeņraža spēks". Ir arī ierosināts, ka p apzīmē vācu vārdu potenz ("spēks"), citi attiecas uz franču puisance (kas nozīmē arī "spēks", pamatojoties uz faktu, ka Carlsberg laboratorija bija franču valoda). Vēl viens ierosinājums ir tāds, ka p apzīmē latīņu terminu pondus hydroii (ūdeņraža daudzums), potentio hydroii (ūdeņraža jauda) vai potenciālo hydroli (ūdeņraža potenciālu). Ir arī ierosināts, ka Sērensens izmantoja burtus p un q (parasti konjugētus burtus matemātikā), lai vienkārši apzīmētu testa šķīdumu (p) un standartšķīdumu (q). Pašlaik ķīmijā p apzīmē decimālo logaritmu, un to lieto arī terminā pKa, ko izmanto vides skābuma disociācijas konstantēm.
Amerikāņu ieguldījums
Bakterioloģe Alise Evansa, kas bija pazīstama ar sava darba ietekmi uz piena produktiem un pārtikas nekaitīgumu, Viljamam Mansfīldam Klārkam un viņa kolēģiem 1910. gados izteica atzinību par pH mērīšanas metožu izstrādi, kam vēlāk bija plaša ietekme uz laboratoriju un rūpniecību. izmantot. Savos memuāros viņa nemin, cik daudz un cik maz Klārks un viņa kolēģi zināja par Sorensena darbu iepriekšējos gados. Jau tajā laikā zinātnieki aktīvi pētīja vides skābuma/sārmainības jautājumu.
Skābes ietekme
Dr. Klārka uzmanība tika vērsta uz skābes ietekmi uz baktēriju augšanu. Pateicoties tam, viņš papildināja ideju par toreizējo zinātni par vides skābuma ūdeņraža indeksu. Viņš atklāja, ka to augšanu ietekmēja skābes intensitāte ūdeņraža jonu koncentrācijas izteiksmē. Bet esošās metodes barotnes skābuma mērīšanai noteica skābes daudzumu, nevis intensitāti. Pēc tam Dr. Clark kopā ar saviem kolēģiem izstrādāja precīzas metodes ūdeņraža jonu koncentrācijas mērīšanai. Šīs metodes ir aizstājušas neprecīzo titrēšanas metodi skābes noteikšanai bioloģiskajās laboratorijās visā pasaulē. Ir arī konstatēts, ka tos var izmantot daudzos rūpnieciskos un citos procesos, kuros tos plaši izmanto.
Praktiskais aspekts
Pirmo elektronisko pH mērīšanas metodi 1934. gadā izgudroja Kalifornijas Tehnoloģiju institūta profesors Arnolds Orvils Bekmens. Tieši šajā brīdī vietējais citrusaugļu audzētājsSunists vēlējās labāku metodi, lai ātri pārbaudītu citronu pH līmeni, ko viņi ievākuši tuvējos augļu dārzos. Vienmēr tika ņemta vērā barotnes skābuma ietekme.
Piemēram, šķīdumam ar ūdeņraža jonu aktivitāti 5 × 10–6 (šajā līmenī tas faktiski ir ūdeņraža jonu molu skaits uz litru šķīduma), mēs iegūstam 1 / (5 × 10-6)=2 × 105. Tādējādi šāda šķīduma pH ir 5,3. Tiek uzskatīts, ka masas mols ūdens, mols ūdeņraža jonu un mols hidroksīda jonu ir attiecīgi 18 g, 1 g un 17 g, tīra 107 molu (pH 7) ūdens daudzums satur apmēram 1 g disociētu ūdeņraža jonu (vai, precīzāk, 19 g H3O + hidronija joni) un 17 g hidroksīda jonu.
Temperatūras loma
Ņemiet vērā, ka pH ir atkarīgs no temperatūras. Piemēram, 0 °C temperatūrā tīra ūdens pH ir 7,47. 25 °C temperatūrā tas ir 7, bet 100 °C temperatūrā tas ir 6,14.
Elektroda potenciāls ir proporcionāls pH, ja pH tiek definēts kā aktivitāte. Precīzs pH mērījums ir norādīts starptautiskajā standartā ISO 31-8.
Galvaniskā šūna ir konfigurēta, lai izmērītu elektromotora spēku (EMF) starp atsauces elektrodu un ūdeņraža jonu aktivitātes noteikšanas elektrodu, kad abi ir iegremdēti vienā ūdens šķīdumā. Atsauces elektrods var būt sudraba hlorīda objekts vai kalomela elektrods. Šo lietojumu standarts ir ūdeņraža jonu selektīvs elektrods.
Lai šo procesu īstenotu praksē, apjomīga ūdeņraža elektroda vietā tiek izmantots stikla elektrods. Viņšir iebūvēts atsauces elektrods. Tas ir arī kalibrēts pret buferšķīdumiem ar zināmu ūdeņraža jonu aktivitāti. IUPAC ieteica izmantot buferšķīdumu komplektu ar zināmu H+ aktivitāti. Tiek izmantoti divi vai vairāki buferšķīdumi, lai ņemtu vērā faktu, ka slīpums var būt nedaudz mazāks par ideālo. Lai īstenotu šo kalibrēšanas pieeju, elektrods vispirms tiek iegremdēts standarta šķīdumā un pH metra rādījums tiek iestatīts uz standarta bufera vērtību.
Kas tālāk?
Nolasījumu no otrā standarta buferšķīduma pēc tam koriģē, izmantojot slīpuma kontroli, lai tas būtu vienāds ar šī šķīduma pH līmeni. Ja tiek izmantoti vairāk nekā divi buferšķīdumi, elektrods tiek kalibrēts, pieskaņojot novērotās pH vērtības taisnā līnijā pret standarta bufera vērtībām. Komerciālie standarta buferšķīdumi parasti tiek piegādāti ar informāciju par vērtību 25 °C temperatūrā un korekcijas koeficientu, kas jāpiemēro citām temperatūrām.
Definīcijas raksturlielums
PH skala ir logaritmiska, un tāpēc pH ir bezizmēra lielums, ko bieži izmanto, cita starpā, lai mērītu šūnas iekšējās vides skābumu. Tā bija Sorensena sākotnējā definīcija, kas tika aizstāta 1909. gadā.
Tomēr ir iespējams tieši izmērīt ūdeņraža jonu koncentrāciju, ja elektrods ir kalibrēts ūdeņraža jonu koncentrācijas izteiksmē. Viens no plaši izmantotajiem veidiem, kā to izdarīt, ir zināmas koncentrācijas šķīduma titrēšanastipra skābe ar zināmas koncentrācijas spēcīga sārma šķīdumu relatīvi augstas nesošā elektrolīta koncentrācijas klātbūtnē. Tā kā skābes un sārmu koncentrācija ir zināma, ir viegli aprēķināt ūdeņraža jonu koncentrāciju, lai potenciālu varētu saistīt ar izmērīto vērtību.
Indikatorus var izmantot pH mērīšanai, izmantojot faktu, ka mainās to krāsa. Vizuāls testa šķīduma krāsas salīdzinājums ar standarta krāsu skalu ļauj izmērīt pH ar veselu skaitļu precizitāti. Precīzāki mērījumi ir iespējami, ja krāsu mēra spektrofotometriski, izmantojot kolorimetru vai spektrofotometru. Universālais indikators ir veidots no indikatoru maisījuma, lai pastāvīgi mainītos krāsa no aptuveni pH 2 līdz pH 10. Universālais indikatorpapīrs ir izgatavots no absorbējoša papīra, kas ir piesūcināts ar universālo indikatoru. Vēl viena pH mērīšanas metode ir elektroniskā pH mērītāja izmantošana.
Mērījumu līmeņi
Lai mērītu pH zem aptuveni 2,5 (apmēram 0,003 moli skābes) un virs aptuveni 10,5 (apmēram 0,0003 moli sārmu), ir nepieciešamas īpašas procedūras, jo, izmantojot stikla elektrodu, pie šādām vērtībām tiek pārkāpts Nernsta likums. To veicina dažādi faktori. Nevar pieņemt, ka šķidruma pārejas potenciāli ir neatkarīgi no pH. Arī ekstrēms pH nozīmē, ka šķīdums ir koncentrēts, tāpēc elektrodu potenciālus ietekmē jonu stipruma izmaiņas. Pie augsta pH stikla elektrods var būtpakļauts sārmainai kļūdai, jo elektrods kļūst jutīgs pret katjonu, piemēram, Na+ un K+, koncentrāciju šķīdumā. Ir pieejami īpaši izstrādāti elektrodi, kas daļēji novērš šīs problēmas.
Noteces no raktuvēm vai raktuvju atkritumiem var izraisīt ļoti zemas pH vērtības.
Tīrs ūdens ir neitrāls. Tas nav skābs. Kad skābe izšķīst ūdenī, pH būs zem 7 (25°C). Kad sārms izšķīst ūdenī, pH būs lielāks par 7. Stipras skābes, piemēram, sālsskābes, 1 mola šķīduma pH ir nulle. Spēcīga sārma, piemēram, nātrija hidroksīda šķīduma 1 mola koncentrācijā pH ir 14. Tādējādi izmērītās pH vērtības parasti būs diapazonā no 0 līdz 14, lai gan pH vērtības un vērtības ir negatīvas. virs 14 ir pilnīgi iespējams.
Daudz kas ir atkarīgs no šķīduma vides skābuma. Tā kā pH ir logaritmiska skala, vienas pH vienības starpība ir līdzvērtīga desmitkārtīgai ūdeņraža jonu koncentrācijas atšķirībai. Neitralitāte PH nesasniedz 7 (pie 25 °C), lai gan vairumā gadījumu tas ir labs tuvinājums. Neitralitāte ir definēta kā stāvoklis, kurā [H+]=[OH-]. Tā kā ūdens pašjonizācija saglabā šo koncentrāciju reizinājumu [H+] × [OH-]=Kw, tad var redzēt, ka pie neitralitātes [H+]=[OH-]=√Kw vai pH=pKw / 2.
PKw ir aptuveni 14, bet ir atkarīgs no jonu stipruma un temperatūras, tāpēc svarīga ir arī vides pH vērtība, kurai jābūt neitrālailīmenī. Tīrs ūdens un NaCl šķīdums tīrā ūdenī ir neitrāli, jo ūdens disociācija rada vienādu abu jonu daudzumu. Tomēr neitrāla NaCl šķīduma pH nedaudz atšķirsies no neitrāla tīra ūdens pH, jo ūdeņraža un hidroksīda jonu aktivitāte ir atkarīga no jonu stiprības, tāpēc Kw mainās atkarībā no jonu stipruma.
Augi
Atkarīgie augu pigmenti, ko var izmantot kā pH indikatorus, ir atrodami daudzos augos, tostarp hibiskos, sarkanajos kāpostos (antocianīns) un sarkanvīnā. Citrusaugļu sula ir skāba, jo satur citronskābi. Citas karbonskābes ir atrodamas daudzās dzīvās sistēmās. Piemēram, pienskābi ražo muskuļu darbība. Fosfātu atvasinājumu, piemēram, ATP, protonēšanas stāvoklis ir atkarīgs no pH vides skābuma. Hemoglobīna skābekļa pārneses enzīma darbību ietekmē pH process, kas pazīstams kā saknes efekts.
Jūras ūdens
Jūras ūdenī pH parasti ir ierobežots no 7,5 līdz 8,4. Tam ir svarīga loma oglekļa ciklā okeānā, un ir pierādījumi par nepārtrauktu okeāna paskābināšanos, ko izraisa oglekļa dioksīda emisijas. Tomēr pH mērīšanu sarežģī jūras ūdens ķīmiskās īpašības, un ķīmiskajā okeanogrāfijā ir vairākas dažādas pH skalas.
Īpaši risinājumi
Skābuma (pH) skalas darbības definīcijas ietvaros IUPAC definē virkni buferšķīdumu pH diapazonā (bieži dēvēts parNBS vai NIST). Šiem šķīdumiem ir salīdzinoši zema jonu stiprība (≈0,1), salīdzinot ar jūras ūdeni (≈0,7), un tāpēc tos nav ieteicams izmantot jūras ūdens pH raksturošanai, jo jonu stipruma atšķirības izraisa elektrodu potenciāla izmaiņas. Lai atrisinātu šo problēmu, ir izstrādāta alternatīva buferu sērija, kuras pamatā ir mākslīgais jūras ūdens.
Šī jaunā sērija atrisina jonu stipruma atšķirību problēmu starp paraugiem un buferiem, un jauno pH skalu vidējam skābumam sauc par kopējo skalu, ko bieži dēvē par pH. Kopējā skala tika noteikta, izmantojot barotni, kas satur sulfāta jonus. Šie joni piedzīvo protonēšanu, H+ + SO2-4 ⇌ HSO-4, tāpēc kopējā skala ietver gan protonu (brīvo ūdeņraža jonu), gan sērūdeņraža jonu ietekmi:
[H+] T=[H+] F + [HSO-4].
Alternatīvajā brīvajā skalā, ko bieži dēvē par pHF, šis apsvērums netiek ņemts vērā un koncentrējas tikai uz [H+]F, padarot to principā vienkāršāku ūdeņraža jonu koncentrācijas attēlojumu. Var noteikt tikai [H+] T, tāpēc [H+] F jānovērtē, izmantojot [SO2-4] un stabilitātes konstanti HSO-4, KS:
[H +] F=[H+] T - [HSO-4]=[H+] T (1 + [SO2-4] / K S) -1.
Tomēr ir grūti noteikt KS jūras ūdenī, tādējādi ierobežojot vienkāršākas brīvas skalas lietderību.
Cita skala, kas pazīstama kā jūras ūdens skala, ko bieži dēvē par pHSWS, ņem vērā turpmāko protonu saiti starp ūdeņraža joniem un fluorīda joniem, H+ + F- ⇌HF. Rezultāts ir šāda izteiksme [H+] SWS:
[H+] SWS=[H+] F + [HSO-4] + [HF]
Tomēr ieguvums no šīs papildu sarežģītības apsvēršanas ir atkarīgs no barotnes fluora satura. Piemēram, jūras ūdenī sulfātu joni ir atrodami daudz lielākā koncentrācijā (> 400 reizes) nekā fluora koncentrācija. Tā rezultātā vairumam praktisku iemeslu atšķirība starp kopējo skalu un jūras ūdens skalu ir ļoti maza.
Šie trīs vienādojumi apkopo trīs pH skalas:
pHF=- log [H+] FpHT=- log ([H+] F + [HSO-4])=- log [H+] TpHSWS=- log ([H+] F + [HSO-4] + [HF])=- log [H+]
No praktiskā viedokļa trīs skābas vides (vai jūras ūdens) pH skalas atšķiras pēc vērtībām līdz 0,12 pH vienībām, un atšķirības ir daudz lielākas, nekā parasti ir nepieciešams pH mērījumi, jo īpaši saistībā ar okeāna karbonātu sistēmu.
